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Laut VSEPR (Valance Shell Electron Pair Repulsion) Theorie: Wenn alle Elektronenpaare um das Zentralatom Bindungspaare sind und es kein einzelnes Paar gibt, hängt die Form des Moleküls von der Art der Hybridisierung ab, zum Beispiel: CH4 ist sp3-hybridisiert.
Wenn alle Elektronenpaare um das Zentralatom herum sind keine Bindungspaare vorhanden, es sind auch einige Einzelpaare vorhanden, dann wird die Form des Moleküls aufgrund der Abstoßung von Einzelpaar-Einzelpaar, Einzelpaar-Bindungspaar und Bindungspaar-Bindungspaar verzerrt Abstoßung Der Bindungswinkel im Molekül wird ebenfalls verändert. Wenn die Hybridisierung des Zentralatoms gleich ist, berechnen Sie das Einzelpaar am Zentralatom. Wenn das Einzelpaar am Zentralatom zunimmt, nimmt der Bindungswinkel ab.
Zum Beispiel: NH3 und H2O haben die gleiche Hybridisierung, aber in Ammoniak ist ein Einzelpaar am Stickstoffatom vorhanden, während in H2O zwei Einzelpaare vorhanden sind Auf dem Sauerstoffatom ist der Bindungswinkel in Ammoniak also größer als das Wassermolekül.
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Hybridorbitale können eine andere Symmetrie aufweisen als die Basisorbitale, aus denen sie aufgebaut sind.
Ein s-Orbital ist sphärisch symmetrisch, während ein ap-Orbital in Bezug auf die Reflexion über die Knotenebene und die radiale Symmetrie um eine zur Ebene senkrechte Achse antisymmetrisch ist. Ein Hybrid aus beiden hat die gleiche radiale Symmetrie wie das p-Orbital, ist jedoch weder symmetrisch noch antisymmetrisch senkrecht zu dieser Achse. Die Wellenfunktionen s und p z haben auf einer Seite der p-Knotenebene dasselbe Vorzeichen, auf der anderen Seite jedoch entgegengesetzte Vorzeichen, also die Summe der beiden Wellenfunktionen haben auf einer Seite des Kerns einen größeren Wert als auf der gegenüberliegenden Seite. Das Ergebnis ähnelt einem Orbital, aber ein Lappen ist viel größer als der andere.
Da koexistierende Orbitale (für dasselbe Atom) orthogonale Wellenfunktionen haben müssen, können Sie nicht nur das s oder p durch ersetzen der neue Hybrid: Sie erhalten zwei sp-Hybride, die als (s + p z ) / sqrt (2) und (sp z ) / sqrt (2). Sie sind beide lineare Kombinationen derselben s- und p-Orbitale, haben also eine radiale Symmetrie entlang derselben Achse, aber die große Keule von eins liegt auf dem positiven z -Achse, während die große Keule der anderen Füllung auf die negative z -Achse fällt. Ein Atom, das sich aus beiden Richtungen entlang der z -Achse nähert, interagiert stärker mit dem größeren Lappen als mit dem kleineren Lappen, sodass diese Orbitale dazu neigen, Sigma-Bindungen auf gegenüberliegenden Seiten von zu bilden das Zentralatom mit einem Bindungswinkel von 180 °.
Die Mathematik (und Geometrie) wird komplizierter, wenn Sie der Mischung mehr Basisorbitale hinzufügen.
Wenn Sie sich die Bindung ansehen, molekular Orbitale sind das Ergebnis eines End-to-End-Kontakts zwischen einem Orbital eines Atoms und einem Orbital eines anderen Atoms. Sigma-Bindungsorbitale haben keine Knotenebenen. Pi-Bindungen haben eine Knotenebene entlang der Bindungsachse und sind in Bezug auf diese Ebene antisymmetrisch. Wenn Sie die p-Orbitale zweier Atome in der Nähe auf der z -Achse betrachten, sind die Wechselwirkungen wie folgt:
- Die p z -Orbitale beider Atome berühren sich Ende an Ende und bilden Sigma-Bindungs- und antibindende Orbitale.
- Die p y -Orbitale beider Atome (und ebenso die p x -Orbitale) sind so ausgerichtet, dass sie eine Knotenebene teilen und sich bilden pi-bindende und antibindende Orbitale. Es ist erwähnenswert, dass die Atome näher beieinander liegen müssen, damit diese Überlappung auftritt als im vorherigen Fall. Aus diesem Grund sind Mehrfachbindungen tendenziell kürzer als Einfachbindungen.
- Die anderen Kombinationen (p y mit p x , p y mit p z und p x mit p z ) haben jeweils mindestens eine Ebene, in Bezug auf die ein Orbital antisymmetrisch und das andere symmetrisch ist (zwei solcher Ebenen existieren für p y und p x Kombination). In diesen Fällen werden keine Molekülorbitale gebildet.
Die gleiche Logik gilt für die Bildung von Molekülorbitalen aus hybriden Atomorbitalen. Ihre Asymmetrie bedeutet, dass sie dazu neigen, Sigma-Bindungen unter Verwendung des größten Lappens des Orbitals ziemlich gut zu bilden, aber ihre Geometrie ist so, dass die Knotenebenen eines Atoms nach Bildung einer Sigma-Bindung im Allgemeinen nicht mit den Knotenebenen des Atoms übereinstimmen Orbitale anderer Atome, daher ist die Geometrie für die Bildung von Pi-Bindungen ziemlich mies.